Top 7 # Xem Nhiều Nhất Ứng Dụng Của Phương Pháp Oxi Hóa Khử Mới Nhất 1/2023 # Top Like | Cuocthitainang2010.com

Phản Ứng Oxi Hóa Khử

Published on

Phản ứng oxi hoá – khử là phản ứng hóa học trong đó có sự trao đổi electron giữa các nguyên tử của các chất tham gia pư do đó làm biếnđổi số oxi hoá của chúng

1. PHẢN ỨNG OXI HOÁ – KHỬ VÀ ĐIỆN HOÁ HỌCI. Khái niệm về pư oxi hoá – khử. Cân bằng pư oxi hoá – khử1. Định nghĩa Ta có thể chia các phản ứng hóa học làm hai loại: phản ứng có sự trao đổielectron giữa các nguyên tử, và phản ứng không có sự traođổi electron giữa cácnguyên tử * Phản ứng oxi hoá – khử là phản ứng hóa học trong đó có sự trao đổielectron giữa các nguyên tử của các chất tham gia pư do đó làm biếnđổi số oxihoá của chúng Số oxi hoá là điện tích của một nguyên tử trong phân tử nếu giả thiết rằng cácliên kết hoá học trong phân tử đó hoặc là liên kết cộng hoá trị không phân cực(khi hai nguyên tử liên kết có độ âm điện bằng nhau VD: đơn chất) hoặc là liênkết ion (khi hai nguyên tử liên kết có độ âm điện khác nhau VD: hợp chất).2. Quy tắc tính số oxi hoá + Tổng đại số số oxi hoá của các nguyên tử trong một phân tử bằng 0. + Tổng đại số số oxi hoá của các nguyên tử trong một ion bằng điện tíchcủa ion đó. + Trong hợp chất thường số oxi hoá của hiđro là + 1; của oxi là – 2, củakim loại là điện tích của ion đơn nguyên tử của kim loại đó… Dựa vào sự thay đổi số oxi hoá của nguyên tử trong PƯOK mà ta xácđịnh được sự cho, nhận electron. 0 +2 +2 0 Ví dụ: Zn + Cu SO 4 → Zn SO 4 + Cu (1) 0 +2 Zn → Zn + 2e (2) +2 0 Cu + 2e → Cu (3) + Chất khử (Kh1) là chất nhường e (hay chất tăng số oxi hoá, chất bị oxihoá) chuyển thành dạng oxi hoá liên hợp (Ox1) (hay sản phẩm bị oxi hoá). Sự nhường e (2) (hay sự tăng số oxi hoá) gọi là sự oxi hoá + Chất oxi hoá (Ox2) là chất nhận e (hay chất giảm số oxi hoá, chất bị khử)chuyển thành dạng khử liên hợp (Kh2) (hay sản phẩm bị khử). Sự nhận e (3) (hay sự giảm số oxi hoá) gọi là sự khử. Từ đó ta có thể hiểu PƯOK đơn giản như sau:

2. Sự oxi hoá : Kh1 → Ox1 + ne (4) Sự khử: Ox2 + ne → Kh2 (5) PT PƯOK Kh1 + Ox2 → Ox1 + Kh2 (6) Như vậy Ox1 và Kh1 hay Ox2 và Kh2 tạo những cặp oxi hoá – khử được kíhiệu là Ox/ Kh Ví dụ : Cu2+/ Cu ; Zn2+ / Zn ; Cl2 / 2Cl- ….. + Lợi ích của số oxi hoá: Đặc trưng cho pư oxi hoá – khử Mọi sự giảm số oxi hoá là sự khử + Thang số oxi hoá: Trên cùng một thang các số oxi hoá, người ta biểudiễn các trạng tháI oxi hoá khác nhau của cùng một nguyên tố + Tiên đoán những thuộc tính hoá học: Các thang số oxi hoá cho phépliên hệ số electron trao đổi với biến thiên số oxi hoá Một pư, trong đó sự oxi hoá và khử xảy ra đồng thời trên cùng mộtnguyên tố, gọi là pư dị liVD: Nước oxi già dị li thành nước và oxiH2O2 1/2 H2O2 + H2O2O-1 → O0 + O-21.3.2. Các phương pháp lập PTHH của PƯOK. + Thông thường lập PTHH của PƯOK ta thực hiện hai bước : Bước 1: Viết sơ đồ phản ứng : Các chất phản ứng → các chất tạo thành. Bước 2: Chọn hệ số thích hợp đặt trước công thức hoá học của mỗi chấttrong sơ đồ phản ứng thể hiện sự bảo toàn nguyên tử mỗi nguyên tố hoá họctrong PƯHH. Bước này gọi là cân bằng phản ứng + Có 4 phương pháp lập phương trình PƯOK được đề cập đến trongchương trình hoá học phổ thông. Phương pháp Đại số (PPĐS) + Là phương pháp được áp dụng ở cấp THCS, khi học sinh chưa nghiêncứu về số oxi hoá. Phương pháp này dựa trên nguyên tắc tổng số mol nguyên tửcủa mỗi nguyên tố hoá học không thay đổi trong PƯHH. Ví dụ: Lập PTHH của phản ứng có sơ đồ : t0 Fe3O4 + CO Fe + CO2

3. Bước 1: Đặt hệ số là các ẩn số a Fe3O4 + b CO → c Fe + d CO2 Bước 2: Thiết lập các phương trình bảo toàn nguyên tử của các nguyên tốhoá học. nguyên tố sắt : 3a = c (I) nguyên tố cacbon : b = d (II) nguyên tốt oxi : 4a + b = 2d (III) Bước 3: giải hệ phương trình đại số vừa thiết lập ở bước (2) tìm tỉ lệ a : b : c : d tối giản và nguyên. Từ đó chọn được hệ số thích hợp thế (II) vào(III) → 4a + d = 2d ⇔ 4a = d . (IV), (I), (II), (IV) → a: b : c : d = 1: 4 : 3 : 4. Bước 4: Viết hệ số vừa chọn vào trước CTHH trong PT Fe3O4 + 4 CO → 3 Fe + 4 CO2 Nhận xét: PPĐS là phương pháp thiết lập PƯHH chung, có thể áp dụngcho sơ đồ phản ứng hoá học bất kì, không phụ thuộc việc tính số oxi hoá. Trongmột số trường hợp, phương pháp này cho phép thiết lập PƯOK rất nhanh. Ví dụ:lập PTHH có sơ đồ sau: KMnO4 + HCl → KCl + MnCl2 + Cl2 + H2O. Nhận thấy Oxi chỉ có trong KMnO 4 (vế trái) và trong H2O (vế phải) có đơnchất Cl2 (vế phải) dùng PPĐS: cân bằng oxi → cân bằng H, K, Mn → cân bằng Cl 5sau cùng, ta được : KMnO4 + 8HCl → KCl + MnCl2 + Cl2 + 4H2O. 2→ Nhân cả 2 vế của PTHH trên với 2 ta được 2KMnO4 + 8HCl → 2KCl + 2MnCl2 + 5Cl2 + 8H2O. + Trong một số PƯOK phức tạp phương pháp này trở nên phức tạp do cóquá nhiều ẩn hoặc có quá nhiều phương trình đồng thời chỉ áp dụng đượcphương pháp này khi đã biết rõ sơ đồ phản ứng. Phương pháp thăng bằng electron (PPTBe) Phương pháp này dựa trên nguyên tắc: Tổng số electron do chất khửnhường phải đúng bằng tổng số electron mà chất oxi hoá nhận (ne cho = ne nhận)Ví dụ: Lập PTHH của PƯOK có sơ đồ sau: FeO + HNO3 → Fe(NO3)3 + NO + H2O Bước 1: Xác định số oxi hoá của những nguyên tố có số oxi hoá thay đổi.

4. +2 +3 +3 +2 Fe O + H N O3 → Fe( NO 3 ) 3 + N O + H 2 O Bước 2: Viết quá trình oxi hoá, quá trình khử và cân bằng mỗi quá trình. Fe2+ → Fe+3 + 1e (1) ( quá trình oxi hoá) N+5 + 3 e → N+2 (2) ( quá trình khử). Bước 3: Tìm hệ số thích hợp sao cho : ne cho = ne nhận Hệ số của (1) là (3) ; Hệ số của (2) là 1. Bước 4: Đặt hệ số vừa chọn vào CTHH tương ứng, hoàn thành PTHH 3 FeO + 10 HNO3 → 3 Fe(NO3)3 + NO + 5 H2O Hệ số của N+5 trong HNO3 bằng tổng N+5 và N+2 ở vế trái được hiểu làtrong 10 N+5, chỉ có 1 N+5 đóng vai trò chất oxi hoá, còn 9 N+5 đóng vai trò tạomôi trường. Nhận xét PPTBe không những thiết lập được mọi PƯOK bất kì một cáchkhoa học mà còn chỉ rõ chất oxi hoá, sự khử; chất khử, sự oxi hoá . Từ PPTBe, ta còn ứng dụng trong giải các bài tập có đồng thời nhiềuPƯOK trên cơ sở sự bảo toàn electron. Tuy nhiên PPTBe không phân tích rõ bản chất của PƯOK trong dd chấtđiện li. Phương pháp thăng bằng ion – electron (PPTBIe) Phương pháp này cũng dựa trên nguyên tắc: Tổng số e chất khử nhường = Tổng số e chất oxi hoá nhận. Ví dụ: Lập PTHH của PƯOK có sơ đồ: NO2− + MnO4 + H + → NO3− + Mn 2 + ……. − Bước 1: Xác định số oxi hoá của các nguyên tố có số oxi hoá thay đổi. +3 +7 +5 N O2 + Mn O4 + H + → N O3− + Mn+ 2 − − Bước 2: Viết quá trình oxi hoá, quá trình khử và cân bằng mỗi quá trình,theo nguyên tắc. + Viết đúng dạng tồn tại trong dd của chất oxi hoá, chất khử, sản phẩm bịkhử và bị oxi hoá + Xét đến sự tham gia của chất tạo môi trường bằng cách: thêm vào nửaphương trình khử hoặc nửa phương trình oxi hoá như sau: Thêm vào vế Thêm vào vế dư oxi thiếu oxi

5. môi trường axit hoặc sinh ra axit H+ H2O môi trường bazơ hoặc sinh ra bazơ H2O OH- Bước 3: Tìm hệ số thích hợp sao cho ne cho = ne nhận sau đó cộng 2 quátrình oxi hoá và khử ta được PT ion của phản ứng đã cho. +3 +5 5 N O2 + H 2O → N O3− + 2e + 2 H + − +7 2 Mn O4 + 8 H + + 5e → Mn 2 + + 4 H 2O − 5 NO2 + 2 MnO4 + 6 H + → 5 NO3− + 2 Mn 2 + + 3H 2O − − Nhận xét: Đây là phương pháp khoa học nhất để lập PTHH của PƯOKxảy ra trong dd chất điện li. Phương pháp này phân tích rõ: + Chất oxi hoá – sự khử ; chất khử – sự oxi hoá + Vai trò của môi trường trong PƯOK + Bản chất của PƯOK trong dd chất điện li.VD:II. Pin Galvani và sức điện động. Pt Nernst. + Khi PUOK tự xảy ra trong một dụng cụ đặc biệt có tên gọi là Pin Daniel- Jacobi có cấu tạo như hình 1, thì sinh ra dòng điện. Hoạt động của Pin Daniel -Jacobi + Tại bề mặt thanh kẽmcó quá trình oxi hoá: Zn → Zn2+ + 2e (1) + Tại bề mặt thanhđồng có quá trình khử: Cu2+ + 2e → Cu (2)

6. Nhờ điện kế xác định được dòng e theo dây dẫn đi từ thanh kẽm (anot)sang thanh đồng (catot) tạo ra dòng điện hoá học (ở mạch ngoài). Quá trình (1)xảy ra làm dd ZnSO4 tăng nồng độ Zn2+; quá trình (2) xảy ra làm dd CuSO4giảm nồng độ Cu2+. Điện tích trong hệ vẫn cân bằng nhờ sự chuyển dịch củadòng ion ở “mạch trong” theo sơ đồ: Zn2+ Cầu muối SO42- dd ZnSO4 NH4 NO3 dd CuSO4 – + NO 3 NH 4 Dòng electron có thể tự chuyển dịch từ cực kẽm sang cực đồng chứng tỏcó sự chênh lệch điện thế gây ra bởi khả năng oxi hoá khử khác nhau của 2 cặpoxi hoá khử tại 2 điện cực Zn2+/ Zn và Cu2+/ Cu. Rõ ràng cực đồng có điện thế dương hơn cực kẽm nên cực đồng có dấudương, cực kẽm có dấu âm. * Điện cực : Gồm một cặp oxi hoá – khử: – Điện cực loại I: Là điện cực gồm một thanh kim loại M nhúng trong ddMn+ (muối của M). Ví dụ : thanh kẽm nhúng trong dd ZnSO4 ta có điện cựcZn2+/Zn. – Điện cực loại II: Là điện cực gồm một thanh kim loại M được phủ mộthợp chất ít tan của M (muối hay hiđroxit) nhúng vào dd chất điện li có chứaanion của hợp chất ít tan đó. Ví dụ: điện cực calomen: Cl- / Hg2Cl2/ Hg. – Điện cực loại III: Gồm một thanh kim loại trơ (Pt hoặc Au) hay thanhthan chì nhúng trong dd chứa cả dạng oxi hoá và dạng khử của cặp oxi hoá khử.Ví dụ: (Pt) Fe3+/ Fe2+. – Điện cực Hiđro tiêu chuẩn: Một thanh platin phủ bột min platin trên bềmặt (để hấp phụ H2 và xúc tác quá trình oxi hoá – khử của cặp 2H+/ H2) nhúngvào dd axit có [H+] = 1M hay pH=0. Người ta bơm khí H2 vào bình đến khi ápsuất riêng phần của H2 là 1 atm, khi đó trên bề mặt thanh platin xuất hiện cặp oxihoá – khử: 2H+ + 2e H2 * Nửa pin: gồm một điện cực tiếp xúc với dây dẫn điện * Tế bào ganvani (galvania cell hay tế bào điện hoá) là tập hợp gồm 2nửa pin được nối với nhau bằng chất điện li hoặc màng ngăn xốp. * Pin: Một tế bào ganvani hoạt động như một máy phát điện.

7. + Sơ đồ pin: mỗi pin được sơ đồ hoá theo qui ước sau: – Viết điện cực âm bên trái, điện cực dương bên phải. Ví dụ: pin Zn – Cu: (-) Zn(r) Zn2+(aq) Cu2+(aq) Cu(r) (+) – Một gạch đứng ( ): biểu thị sự tiếp xúc giữa 2 pha khác nhau – Hai gạch đứng ( ): Biểu thị sự tiếp xúc giữa 2 chất điện li. – Điện cực trái (anot) luôn xảy ra quá trình oxi hoá (làm phát sinh dòngelectron) là cực âm. – Điện cực phải (catot): luôn xảy ra quá trình khử (tiêu hao dòng electron)là cực dương. – Chiều của dòng điện mạch ngoài: Dòng electron đi từ cực âm (anot ởbên trái) sang cực dương (catot ở bên phải) qua dây dẫn nối với mạch ngoài. * Suất điện động (vôn): hiệu điện thế cực đại của hai điện cực (có thểdùng điện kế để đo hiệu điện thế giữa 2 điện cực).2. Phương trỡnh Nernst về sức điện độngPư oxi hoá – khử xảy ra trong pin điện có thể được viết tổng quát:aOX1 + bKh2 cKh1 + dOX2Pt đẳng nhiệt Van’t Hoff áp dụng cho pư trên có dạng: a c .a d kh OX∆G = ∆G 0 + RTln 1 2 a a .a b OX Kh 1 2Khi pin làm việc trong đk thuận nghịch nhiệt động thỡ năng lượng của pư ∆ G sẽbằng công điện cực đại do pin sinh ra – ∆ G = A’max = nFE ( n là số electrontrao đổi giữa hai cặp oxi hoá – khử ; F là hằng số Faraday = 96500 culông(C)Ở đk chuẩn: ∆ G0 = -nFE0 là sức điện động chuẩnĐưa các giá trị ∆ G; ∆ G0 vào pt đẳng nhiệt Van’t Hoff trên, ta được: a c .a d 0 RT kh OXE=E – ln 1 2 (Đây là pt Nernst) nF a a .a b OX Kh 1 2Tại 250C, thay R=8,314J/Kmol; F=96500C(1C=1J/von.mol), ta được pt Nernst

9. + PƯOK xảy ra thuận lợi giữa dạng oxh mạnh và dạng khử mạnh do vậydựa vào thế điện cực ta có thể dự đoán chiều hướng của PƯOK. Khi hoạt độ của dạng oxh (Ox) và hoạt độ của dạng khử (Kh) khác 1 thìE M n + / M ≠ E M n + / M . Vì thế điện cực của cặp Ox – Kh không những phụ thuộc 0E0 mà còn phụ thuộc vào nồng độ của dạng Ox, Kh, môi trường, nhiệt độ khixảy ra phản ứng, sự phụ thuộc này được biểu hiện qua phương trình Nernst Hệ : Mn+ + ne → M (3) RT [ M n+ ] EM n+ / M = E M n+ / M + 0 ln (4) nF [M ] Thay các giá trị : R = 8,314 K-1.mol-1 (hằng số khí lí tưởng) T = 2980 K (Nhiệt độ Kenvin) F = 96500 C/mol (hằng số Farday) 0,059 [ M n + ] thì (4) trở thành: E M n+ / M = E 0 M n+ / M + lg (5) n [M ] Nếu M là chất rắn hoặc chất lỏng và tồn tại riêng trong một pha thì[M] =1. Mặt khác, khi trong nửa phản ứng có những thành phần khác với dạngoxi hoá và dạng khử liên hợp thì chúng cũng có mặt (với lũy thừa hệ số tỉ lượng)trong phương trình Nernst.Ví dụ: Hệ : MnO4− + 8H + + 5e → Mn 2 + + 4 H 2 O 0,059 [ MnO 4 ][ H + ]8 − Có : E MnO − / Mn 2 + =E 0 MnO4 / Mn 2 + − + lg (6) 4 5 [ Mn 2+ ] Hệ : [Ag(NH3)2]+ + 1e → Ag + 2NH3 + 0,059 [[ Ag ( NH 3 ) 2 ] ] Có: E[ Ag ( NH + = E[0Ag ( NH + + lg (7) 3 )2 ] / Ag 3 )2 ] / Ag 1 [ NH 3 ] 22.Dóy điện hoá và ý nghĩa+ Từ bảng các thế khử chuẩn ta thấy các kim loại đứng trên hiđro đều đẩy đượchiđro ra khỏi dd axit vỡ so với ion H+, ion kim loại có tính oxi hoá yếu hơnM + nH+ → Mn+ + n/2 H2Dựa vào thế khử chuẩn ta cũng thấy rằng một kim loại có thể đẩy được kim loạiđứng dưới nó ra khỏi hợp chất: Zn + Cu2+ → Zn2+ + CuHoặc: Cu + 2Ag+ → Cu2+ + 2Ag

12. nF Từ (9) và (10) ta có : lnK = ∆E 0 (11) RT với : F = 96500 C/mol T = 298C R = 8,314 K-1.mol-1 Đổi ln sang lg n (11) trở thành lg K = ∆E 0 (12) 0,059 với ∆E = E P − ET 0 0 0 (13) (12) trở thành : n ( E P − ET ) 0 0 n lg K = ( E P − ET ) 0 0 (14) hay K = 10 0 , 059 0,059 Hằng số cân bằng (K) còn được xác định bằng cách: Xét phản ứng OK dạng tổng quát ở 250C: K1 = 10 nE1 0 / 0.059 Ox1 + ne Kh1 K 2 = 10 − nE2 / 0 ,059 0 Kh2 ne + Ox2 Ox1 + Kh2 Kh1 + Ox2 K = K 1 .K 2−1 (15) n Từ (15) ta có lg K = ( E10 − E2 ) 0 (16) 0,059 Ý nghĩa của hằng số cân bằng + Căn cứ vào giá trị của hằng số cân bằng K ta có thể dự đoán được chiềutự phát của PƯOK. Nếu K có giá trị càng lớn phản ứng xảy ra càng mạnh theochiều thuận. Nếu K có giá trị càng nhỏ, thì mức độ thuận nghịch của phản ứngcàng tăng. + Dựa vào giá trị của K ta có thể tính thế điện cực chuẩn của cặp oxi hoá -khử.

Các Phương Pháp Cân Bằng Phản Ứng Oxi Hóa Khử

CÁC PHƯƠNG PHÁP CÂN BẰNG PHẢN ỨNG OXI HÓA KHỬ

III CÁC PHƯƠNG PHÁP CÂN BẰNG PHẢN ỨNG OXI HÓA KHỬ Nguyên tắc chung để cân bằng phản ứng oxi hóa khử là số điện tử cho của chất khử phải bằng số điện tử nhận của chất oxi hóa hay số oxi hóa tăng của chất khử phải bằng số oxi hóa giảm của chất oxi hóa. III.1. PHƯƠNG PHÁP CÂN BẰNG ĐIỆN TỬ (THĂNG BẰNG ELECTRON) Thực hiện các giai đoạn: + Viết phương trình phản ứng xảy ra với đầy đủ tác chất, sản phẩm (nếu đầu bài yêu cầu bổ sung phản ứng, rồi mới cân bằng). + Tính số oxi hóa của nguyên tố có số oxi hóa thay đổi. Nhận diện chất oxi hóa, chất khử. + Viết phản ứng cho, phản ứng nhận điện tử (Phản ứng oxi hóa, phản ứng khử). Chỉ cần viết nguyên tử của nguyên tố có số oxi hóa thay đổi, với số oxi hóa được để bên trên. Thêm hệ số thích hợp để số nguyên tử của nguyên tố có số oxi hóa thay đổi hai bên bằng nhau. + Cân bằng số điện tử cho, nhận. Số điện tử cho của chất khử bằng số điện tử nhận của chất oxi hóa (Hay số oxi hóa tăng của chất khử bằng số oxi hóa giảm của chất oxi hóa) bằng cách thêm hệ số thích hợp. + Phối hợp các phản ứng cho, nhận điện tử; các hệ số cân bằng tìm được; và phản ứng lúc đầu để bổ sung hệ số thích hợp vào phản ứng lúc đầu. + Cuối cùng cân bằng các nguyên tố còn lại (nếu có) như phản ứng trao đổi. Các thí dụ: Cân bằng các phản ứng sau đây theo phương pháp cân bằng điện tử. Thí dụ 1 +7 +2 +2 +3 KMnO4 + FeSO4 + H2SO4 MnSO4 + Fe2(SO4)3 + K2SO4 + H2O Chất oxi hóa Chất khử +7 +2 2 Mn +5e- Mn (phản ứng khử) +2 +3 5 2Fe -2e- 2Fe (Phản ứng oxi hóa) (+4) (+6) 2KMnO4 + 10FeSO4 + H2SO4 2MnSO4 + 5Fe2(SO4)3 + K2SO4 + H2O 22 2KMnO4 + 10FeSO4 + 8H2SO4 2MnSO4 + 5Fe2(SO4)3 + K2SO4 + 8H2O Thí dụ 2: +8/3 +5 +3 +2 Fe3O4 + HNO3 Fe(NO3)3 + NO + H2O Chất khử Chất oxi hóa +8/3 +3 3 3Fe – e- 3Fe (Phản ứng oxi hóa) (+8) (+9) +5 +2 N + 3e- N (Phản ứng khử) 3Fe3O4 + HNO3 9Fe(NO3)3 + NO + H2O 3Fe3O4 + 28HNO3 9Fe(NO3)3 + NO + 14H2O [ Trong 28 phân tử HNO3 của tác chất, chỉ có 1 phân tử là chất oxi hóa thật sự, còn 27 phân tử tham gia trao đổi (tạo môi trường axit, tạo muối nitrat) ] Thí dụ 3: +2 -1 0 +3 -2 +4 -2 FeS2 + O2 Fe2O3 + SO2 Chất khử Chất oxi hóa Pirit sắt, Sắt (II) pesunfua +2 +3 2Fe -2e- 2Fe (Phản ứng oxi hóa) (+4) (+6) 2 -22e-1 +4 4S – 20e- 4S (Phản ứng oxi hóa) (-4) (+16) 0 -2 11 O 2 + 4e- 2O (Phản ứng khử) (0) (-4) 4FeS2 + 11O2 t0 2Fe2O3 + 8SO2 Thí dụ 4: +2y/x +5 +3 +2 FexOy + HNO3 Fe(NO3)3 + NO + H2O Chất khử ⇐ Chất oxi hóa +2y/x +3 3 xFe – (3x-2y)e- xFe (Phản ứng oxi hóa) (+2y) (+3x) +5 +2 (3x-2y) N +3e- N (Phản ứng khử) 23 3FexOy + …

Chương 3. Phương Pháp Chuẩn Độ Oxy Hóa Khử

Published on

1. CHÖÔNG IV PHÖÔNG PHAÙP CHUAÅN ÑOÄ OXY HOÙA KHÖÛ

2. Phaûn öùng oxi hoùa khöû

3. Chaát khöû vaø chaát oxy hoùa  Ox + ne ⇔ Kh  Caëp ox/kh : caëp oxi hoùa khöû lieân hôïp  Ví duï :  Fe3+ + e ⇔ Fe2+  Fe3+ /Fe2+ : caëp oxi hoùa khöû lieân hôïp  MnO4 – + 5e + 8H+ ⇔ Mn2+ + 4H2O

4. Caân baèng phaûn öùng oxi hoùa khöû  2Fe3+ + Sn2+ = 2Fe2+ + Sn4+  Fe3+ + e = Fe2+  Sn2+ – 2e = Sn4+  Toång quaùt: aOx1 + bKh2 → cKh1 + dOx2  aOx1 + ne → cKh1  bKh2 – ne → dOx2

5. Theá oxy hoùa khöû-Phöông trình Nerst  Theá oxy hoùa – khöû cuûa moät caëp oxy hoaù – khöû lieân hôïp caøng cao thì chaát oxy hoùa cuûa caëp aáy caøng maïnh vaø chaát khöû caøng yeáu  Ox + ne → Kh ][ ][ lg 059,00 Kh Ox n EE +=

6. VÍ DUÏ  Vieát bieåu thöùc theá oxy hoùa – khöû cuûa caùc caëp oxy hoùa – khöû sau ôû 250 C a. Cu2+ /Cu b. MnO4 – , H+ / Mn2+ , H2O ]lg[ 2 059,0 20

7. I. Nguyeân taéc chung  aOx1 + bKh2 = cKh1 + dOx2  Phaûn öùng phaûi thoûa maõn yeâu caàu sau:  Phaûi xaûy ra hoaøn toaøn : Kc lôùn.  Phaûn öùng xaûy ra nhanh.  Khoâng xaûy ra phaûn öùng phuï.  Phaûi nhaän bieát ñöôïc ñieåm töông ñöông.

8. II / CAÙCH XAÙC ÑÒNH ÑIEÅM TÖÔNG ÑÖÔNG 1. Theâm moät chaát chæ thò coù khaû naêng taïo maøu maïnh vaø ñaëc tröng vôùi moät daïng naøo ñoù cuûa caùc caëp oxy hoùa – khöû trong phaûn öùng. 2. Khoâng caàn duøng chæ thò. 3. Duøng chaát chæ thò oxy hoùa – khöû

9. Chæ thò oxy hoùa khöû  Chaát chæ thò oxy hoùa – khöû laø nhöõng chaát höõu cô coù tính oxy hoùa hay khöû  maøu cuûa daïng oxy hoùa khaùc haún vôùi maøu cuûa daïng khöû lieân hôïp.  khi theá cuûa dung dòch thay ñoåi thì maøu saéc cuûa chæ thò cuõng thay ñoåi

11. Khoaûng theá ñoåi maøu cuûa chaát chæ thò  Khoaûng theá : ∆EInd khoaûng theá chuyeån maøu cuûa chæ thò oxy hoùa – khöû Ví duï: Ferroin : phöùc cuûa Fe2+ vôùi 1,10 phenantrolin Maøu ñoû Maøu xanh EInd 0 = 1,14 ± 0,06 (V) n EE Khox IndIndInd 059,0 / ±=∆

12. Moät soá chaát chæ thò oxy hoùa khöû Chaát chæ thò Maøu E0 ‘(Volt) taïi pH = 0IndOx IndKh Dipheùnylamin Tím Khoâng maøu 0,76 Natri Dipheùnylamin Sulfonat Ñoû tím Khoâng maøu 0,84 Acid Pheùnylanthranilic Tím ñoû Khoâng maøu 1,08 Ferroin Xanh nhaït Ñoû 1,06 Xanh Meùtylen Xanh ñaäm Khoâng maøu 0,53

13. III / ÑÖÔØNG CHUAÅN ÑOÄ TRONG PHEÙP CHUAÅN ÑOÄ QXY HOÙA -KHÖÛ aKh1 + bOx2 == aOx1 + bKh2 Kh1 − b.e = Ox1 Ox2 + a.e = Kh2 ][ ][ lg 059,0 1 10 / 11 Kh Ox b EE KhOx += ][ ][ lg 059,0 2 20 / 22 Kh Ox a EE KhOx += 00VN NV F =

14.  Tröôùc ñieåm töông ñöông Tính theá dung ñòch theo caëp Ox1/ Kh1 F F b − += 1 lg 059,0 EE 0 1 ][ ][ lg 059,0 1 10 1 0 kh oxh b EE += ][ ][ lg 059,0 1 10 1 kh oxh b b b E += VV NV oxhb + = 0 1 ][ VV NVVN khb + − = 0 00 1 ][ NVVN NV b EE − +=⇒ 00 0 1 0 lg 059,0

15. Taïi ñieåm töông ñöông Theá cuûa hai caëp Ox1/Kh1 vaø Ox2/Kh2 caân baèng neân tính theá dung dòch theo caû hai caëp ][ ][ lg 059,0 1 10 1 Kh Ox b EE += ][ ][ lg 059,0 2 20 2 Kh Ox a EE += ][ ][ lg059,0 2 20 1 Kh Ox aEaE += ][ ][ lg059,0 1 10 1 Kh Ox bEbE += b [Ox1] = a [Kh2] b [Kh1] = a [Ox2] 1 ]].[[ ]][[ 21 21 = KhKh OxOx ba aEbE 0 2 0 1 + + =TDE

16. Sau ñieåm töông ñöông Tính theá dung dòch theo caëp Ox2/Kh2 )1lg( 059,0 EE 0 2 −+= F a ][ ][ lg 059,0 2 20 2 0 kh oxh a EE += ][ ][ lg 059,0 2 20 2 kh oxh a a a E += VV VNNV oxha + − = 0 00 2 ][ VV VN kha + = 0 00 2 ][ 00 000 2 0 lg 059,0 VN VNNV a EE − +=⇒

17. VÍ DUÏ  Veõ ñöôøng chuaån ñoä khi chuaån ñoä 20 ml dung dòch Fe2+ 0,1N baèng dung dòch KMnO4 0,1N trong moâi tröôøng H2SO4 coù pH = 0 . )(77,0E0 /FeFe 23 V=++ )(51,1E0 O4H/Mn8HMnO 2 2 4 V=++ ++−

18. GIAÛI  Phaûn öùng chuaån ñoä : MnO4 – + 5Fe2+ + 8H+ = Mn2+ + 5Fe3+ + 4H2O  Ñöôïc phaân tích thaønh 2 baùn phaûn öùng : Fe2+ − 1e = Fe3+ MnO4 – + 5e + 8H+ = Mn2+ + 4H2O ][ ][ lg 1 059,0 2 3 0 / 23 + + += ++ Fe Fe EE FeFe ][ ][ lg 5 059,0 2 40 /8, 2 4 + − += ++− Mn MnO EE MnHMnO

19. V KMnO4 F Coâng thöùc tính theá E E (Volt) Ghi chuù 10 0,5 0,77 18 0,9 0,83 19,8 0,99 0,89 19.98 0,999 0,95 SS% = − 0,1% 20 1 1,39 20.02 1,001 1,48 SS% = + 0,1% 20.2 1,01 1,49 30 1,5 1,51 F F b − += 1 lg 059,0 EE 0 1 ba aEbE 0 2 0 1 + + =TDE )1lg( 059,0 EE 0 2 −+= F a )1lg( 5 059,00 /8, 2 4 −+= ++− FEE MnHMnO F F EE FeFe − += ++ 1 lg 1 059,00 / 23

20. Caùch choïn chaát chæ thi  Döïa vaøo khoaûng theá ñoåi maøu vaø böôùc nhaûy + Khoaûng theá ñoåi maøu naèm trong böôùc nhaûy ⇒Choïn chaát chæ thò naøy * Döïa vaøo theá E0 cuûa chaát chæ thò + Neáu E0 cuûa chaát chæ naèm trong böôùc nhaûy ⇒Choïn chaát chæ thò naøy + Neáu E0 ≈ ETÑ 0 : Choïn chaát chæ thò naøy

21. NHAÄN XEÙT  Tröôùc vaø sau ñieåm töông E0 cuûa dung dòch thay ñoåi chaäm.  Taïi 0,999 < F < 1,001 : E0 cuûa dung dòch taêng ñoät ngoät taïo thaønh böôùc nhaûy theá cuûa ñöôøng chuaån ñoä  Trong chuaån ñoä ñoái xöùng, böôùc nhaûy theá khoâng phuï thuoäc vaøo noàng ñoä cuûa dung dòch chuaån vaø dung dòch caàn chuaån ñoä maø phuï thuoäc vaøo ñoä cheânh leäch theá cuûa 2 caëp oxy hoaù khöû tham gia phaûn öùng chuaån ñoä.  Cheânh leäch theá giöõa 2 caëp oxy hoaù khöû caøng lôùn thì ñoä chính xaùc cuûa phöông phaùp chuaån ñoä caøng cao.  Choïn chaát chæ thò: 0,95 (V) ≤ E0 Ind≤ 1,48(V)

22. IV. SAI SOÁ CHÆ THÒ 1).100F(100 VN VNNV SS% c 00 00 −= − =

23. VÍ DUÏ  Tính sai soá khi chuaån ñoä dung dòch Fe2+ baèng dung dòch KMnO4 0,1N trong moâi tröôøng H2SO4 coù noàng ñoä ion H+ khoâng ñoåi baèng 1 mol/ lit vaø keát thuùc chuaån ñoä ôû Ec = 0,87V )(77,0E0 /FeFe 23 V=++ )(51,1E0 O4H/Mn8HMnO 2 2 4 V=++ ++−

24. GIAÛI V387,1 6 77,051,1.5 = + =TDE Ec = 0,87V < ETÑ = 1,387 V ⇒ Keát thuùc chuaån ñoä tröôùc ñieåm töông ñöông C C F F b − += 1 lg 059,0 EE 0 1 SS% = −1,96%

25. VÍ DUÏ  Tính sai soá khi chuaån ñoä dung dòch Fe2+ 0,1M baèng dung dòch Ce4+ 0,1M. Bieát raèng heát thuùc chuaån ñoä ôû Ec = 1,257 V )(77,0E0 /FeFe 23 V=++ V44,1E0 /CeCe 34 =++

27. V. CAÙC CHAÁT OXY HOÙA VAØ CHAÁT KHÖÛ HOÃ TRÔÏ  Chaát oxy hoùa vaø chaát khöû hoã trôï laø nhöõng chaát ñöôïc duøng ñeå ñieàu cheá caùc chaát oxy hoùa vaø chaát khöû khaùc nhaèm chuaån ñoä chuùng  Ví duï: Ñònh löôïng Fe trong hôïp kim. Phaân huûy maãu dung dòch maãu Fe→ 2+ vaø Fe3+ Duøng chaát khöû hoã trôï + Fe3+ vaø Fe2+ Fe→ 2+ Fe2+ + Chaát chuaån coù tính oxy hoùa

28. 1. Chaát oxy hoùa hoã trôï : Duøng ñeå oxy hoùa moät soá ion töø soá oxy hoùa thaáp oxy hoùa cao→ Fe2+ – e Fe→ 3+ 2Cr3+ – 3ex2 + 7H2O Cr→ 2O7 2- + 14H+ Mn2+ – 5e + 4H2O MnO→ 4 – + 8H+ Duøng dung dòch chuaån coù tính khöû ñeå xaùc ñònh a. NaBiO3: NaBiO3 + 4H+ + 2e BiO→ + + Na+ +2H2O E0 = 1,8 V Duøng ñeå : oxy hoùa Mn2+ MnO→ 4 – ; Cr3+ Cr→ 2O7 2- Trong moâi tröôøng acid khi ñun noùng.

29. b. (NH4)2S2O8 S2O8 2- + 2e 2SO→ 4 2- E0 = 2,01 V Duøng ñeå oxy hoùa : Ce3+ Ce→ 4+ ; Mn2+ MnO→ 4 – (Ag+ xuùc taùc); Cr3+ Cr→ 2O7 2- Loaïi S2O8 2- dö : ñun soâi dung dòch moät thôøi gian ngaén 2S2O8 2- + 2 H2O = 4SO4 2- + O2↑ + 4H+ c. H2O2 H2O2 + 2H+ + 2e 2H→ 2O E0 = 1,78 V Trong moâi tröôøng acid : hoøa tan caùc kim loaïi trong HCl-H2O2 Trong moâi tröôøng baz: Mn2+ MnO→ 2; Cr3+ CrO→ 4 2- Loaïi H2O2 dö: ñun soâi dung dòch

30. 2. Chaát khöû hoã trôï – Caùc loaïi coät khöû a. Coät khöû Jones Hoãn hoáng Zn(Hg) E0 = -0,760 V Cr3+ + e → Cr2+ (xanh laù maï) Fe3+ + e → Fe2+ (gaàn nhö khoâng maøu ) TiO2+ +2H+ + e → Ti3+ + H2O (Maøu tím ) VO2 + + 4H+ +3e → V2+ + H2O

31. b. Coät khöû Walden Chaát khöû naïp leân oáng: Ag trong moâi tröôøng HCl Caùc chaát oxy hoùa bò khöû : Cu2+ + 2e → Cu+ Fe3+ + e → Fe2+ (gaàn nhö khoâng maøu) H2MoO4 + 2H+ + e → MoO2 + + 2H2O UO2 2+ + 4H+ + 2e → U4+ + 2H2O VO2 2+ + 2H+ + e → VO2+ + H2O

32. VI. CAÙC PHÖÔNG PHAÙP CHUAÅN ÑOÄ OXY HOAÙ − KHÖÛ 1. Phöông phaùp chuaån ñoä oxy hoaù − khöû baèng KMnO4 2. Phöông phaùp chuaån ñoä baèng Ce(SO4)2 3. Phöông phaùp chuaån ñoä oxy hoaù khöû baèng K2Cr2O7 4. Phöông phaùp chuaån ñoä oxy hoùa khöû theo phöông phaùp Ioát – Thiosulfat

33. 1.Phöông phaùp chuaån ñoä oxy hoaù − khöû baèng KMnO4  Nguyeân taéc MnO4 – + 8H+ + 5e → Mn2+ + 4H2O E0 = 1,51V 4KMnO4 + 2H2O → 4MnO2 + 3O2 + 4KOH Khoâng duøng HNO3 vaø HCl laøm moâi tröôøng 2MnO4 – + 10Cl- + 16H+ → 2Mn2+ + 5Cl2 + 8H2O

34. * Chuù yù: Trong dung dòch loaõng phaûn öùng giöõa KMnO4 vaø Cl- xaûy ra chaäm. Khi coù maët Fe2+ phaûn öùng xaûy ra theá naøo? Phaûn öùng xaûy ra nhanh vaø giaûi phoùng Cl2 Cô cheá phaûn öùng: MnO4 – + Fe2+ → Mn2+ + Fe5+ Fe5+ + Cl- → Fe3+ + Cl2(b) Fe5+ + Mn2+ → Fe3+ + Mn3+ (c) Mn3+ + Fe2+ → Mn2+ + Fe3+

35. Ñeå ngaên ngöøa aûnh höôûng cuûa Cl- trong chuaån ñoä KMnO4 Theâm hoãn hôïp baûo veä Zimmermann vaøo moãi laàn chuaån ñoä hoãn hôïp baûo veä Zimmermann: – MnSO4 : Ñeå phaûn öùng (c) chieám öu theá hôn (b) – H3PO4 : taïo phöùc FeH2PO4 2+ giuùp quan saùt ñieåm cuoái chuaån ñoä deã daøng – H2SO4 : laøm moâi tröôøng ñeå MnO4 – → Mn2+

36. A Redox TitrationDeep-purple MnO4 – is the titrant … … and Fe2+ is being titrated. During titration, Mn2+ and Fe3+ (nearly colorless) are produced. After the Fe2+ has been consumed, the next drop of MnO4 – imparts a pink color.

37. ÖÙng duïng cuûa phöông phaùp chuaån ñoä oxy hoaù − khöû baèng KMnO4  Chuaån ñoä tröïc tieáp caùc chaát khöû Xaùc ñònh H2C2O4 5H2C2O4 + 2KMnO4 + 8H2SO4 = 2MnSO4 + 10CO2 + K2SO4 + 8H2O Xaùc ñònh Fe2+ Fe2+ + MnO4 – + 8H+ = 5Fe3+ + Mn2+ + 4H2O Xaùc ñònh H2O2 5H2O2 + 2MnO4 – + 6H+ = 2Mn2+ + 5O2 + 8H2O

38. ÖÙng duïng cuûa phöông phaùp chuaån ñoä oxy hoaù − khöû baèng KMnO4  Chuaån ñoä thay theá Aùp duïng ñoái vôùi : Chaát khöû deã bò khoâng khí oxy hoùa Chaát khöû + Fe3+ → Fe2+ Chuaån ñoä Fe2+ baèng KMnO4 + Xaùc ñònh RCHO RCHO + 2Cu(OH)2→RCOOH + Cu2O + 2H2O Cu2O + Fe3+ = Cu2+ + Fe2+ 5Fe2+ + MnO4 – + 8H+ = 5Fe3+ + Mn2+ + 4H2O

39. ÖÙng duïng cuûa phöông phaùp chuaån ñoä oxy hoaù − khöû baèng KMnO4  Chuaån ñoä thay theá + Xaùc ñònh caùc ion taïo ñöôïc tuûa oxalat Ca2+ ,Cd2+ , Zn2+ , Pb2+ , Co2+ , Ni2+ , … – Duøng (NH4)2C2O4 ñeå keát tuûa caùc ion kim loaïi treân Ca2+ + C2O4 2- = CaC2O4↓ – Loïc röûa tuûa oxalat thu ñöôïc baèng H2SO4 loaõng CaC2O4 + H2SO4 = CaSO4↓ + H2C2O4 – Chuaån H2C2O4 sinh ra baèng KMnO4 5H2C2O4 + 2KMnO4 + 8H2SO4 = 2MnSO4 + 10CO2 + K2SO4 + 8H2O

40. ÖÙng duïng cuûa phöông phaùp chuaån ñoä oxy hoaù − khöû baèng KMnO4  Chuaån ñoä ngöôïc Aùp duïng ñoái vôùi:Chaát khöû phaûn öùng chaäm vôùi MnO4 – Chaát khöû + MnO4 – dö Chuaån ñoä KMnO4dö baèng chaát khöû khaùc + Xaùc ñònh S2- Cho S2- taùc duïng vôùi KMnO4 laáy dö 5S2- +8MnO4 – dö+ 24H+ = 5SO4 2- + 8Mn2+ + 12H2O Chuaån löôïng KMnO4 dö baèng Fe2+ 5Fe2+ + MnO4 – + 8H+ = 5Fe3+ + Mn2+ + 4H2O

41. 2. Phöông phaùp chuaån ñoä Ce(SO4)2  Ce4+ + e → Ce3+ Maøu cam Pheùp chuaån ñoä Ce4+ phaûi duøng chaát chæ thò Thöôøng duøng chæ thò Feroin. Taïi ñieåm töông ñöông: maøu xanh nhaït → maøu ñoû.

42. ÖÙng duïng cuûa phöông phaùp chuaån ñoä Ce(SO4)2 Chaát PT Phaûn öùng Ñieàu kieän TH Sn Sn2+ + 2Ce4+ = Sn4+ + 2Ce3+ Khöû Sn4+ baèng Zn Fe Fe2+ + Ce4+ = Fe3+ + Ce3+ Khöû Fe3+ baèng Zn hoaëc coät Walden, SnCl2 Mg, Ca, Zn, Co, Pb, Ag H2C2O4+2Ce4+ =2CO2+2Ce3+ +2H+ Keát tuûa caùc ion döôùi daïng MC2O4. Loïc, röûa keát tuûa, hoøa tan baèng H2SO4 loaõng HNO2 HNO2+2Ce4+ +H2O=NO3 – + 2Ce3+ +3H+

43. 3. Phöông phaùp chuaån ñoä oxy hoùa khöû baèng K2Cr2O7  Cr2O7 2- + 14H+ + 6e→2Cr3+ + 7H2O maøu ñoû cam E0 = 1,33V Ñeå nhaän bieát ñieåm töông ñöông: Chæ thò Diphenylamin Ñieåm cuoái : maøu xanh laù caây→ xanh tím ñaäm Coù theå duøng HCl laøm moâi tröôøng

44. ÖÙng duïng cuûa phöông phaùp chuaån ñoä oxy hoùa khöû baèng K2Cr2O7  Xaùc ñònh nhu caàu oxy hoùa hoïc COD COD = chemical oxygen demand Chæ soá COD ñaëc tröng cho haøm löôïng chaát höõu cô cuûa nöôùc thaûi vaø söï oâ nhieãm cuûa nöôùc töï nhieân. COD laø löôïng oxy caàn thieát cho quaù trình oxy hoùa hoùa hoïc caùc hôïp chaát höõu cô trong nöôùc thaønh CO2 vaø nöôùc. Chæ soá COD caøng lôùn nöôùc caøng oâ nhieãm.

45. ÖÙng duïng cuûa phöông phaùp chuaån ñoä oxy hoùa khöû baèng K2Cr2O7  Nguyeân taéc: Chaát höõu cô +Cr2O7 2- +H+ CO2+H2O+Cr3+ Chuaån ñoä löôïng Cr2O7 2- baèng Fe2+ Cr2O7 2- + 6Fe2+ + 14H+ = 2Cr3+ + 6Fe3+ + 7H2O Tính toaùn keát quaû a: soá ml Fe2+ duøng chuaån ñoä maãu traéng. b: soá ml Fe2+ duøng ñeå chuaån ñoä maãu caàn phaân tích N: noàng ñoä ñöông löôïng cuûa Fe2+ 8 : ñöông löôïng cuûa Oxy V: theå tích cuûa maãu ñem phaân tích (ml) 1000 8.).( )/( V Nba lmgCOD − =

46. 4. Phöông phaùp chuaån ñoä I2- Na2S2O3  Nguyeân taéc  I2 + 2e → 2I- E0 = 0,54 V  Chuaån I2 + Na2S2O3 I2 + 2Na2S2O3 = 2NaI + Na2S4O6 Chaát chæ thò : Hoà tinh boät Ñieåm cuoái : maøu xanh tím → khoâng maøu

47. * Chuù yù: Khi chuaån ñoä I2 baèng Na2S2O3 neân: + Tieán haønh ôû nhieät ñoä thöôøng Vì : ôû T0 cao I2 bò thaêng hoa vaø ñoä nhaïy cuûa hoà tinh boät bò giaûm ñi + Chuaån ñoä trong moâi tröôøng acid yeáu hoaëc trung tính pH < 5 Vì: Trong moâi tröôøng acid maïnh S2O3 2- + 2H+ H→ 2SO3 + S Trong moâi tröôøng kieàm I2 + 2OH- IO→ – + I- + H2O + Chæ cho hoà tinh boät vaøo ôû gaàn cuoái chuaån ñoä

48. ÖÙng duïng cuûa phöông phaùp chuaån ñoä I2- Na2S2O3  Chuaån ñoä ngöôïc Chaát Khöû + I2 dö Chuaån I2 dö baèng Na2S2O3 I2 + 2Na2S2O3 = 2NaI + Na2S4O6

49. ÖÙng duïng cuûa phöông phaùp chuaån ñoä I2- Na2S2O3 * Chuaån ñoä thay theá Chaát oxy hoùa + KI dö I→ 2 Chuaån I2 taïo ra baèng Na2S2O3 + Xaùc ñònh Cu2+ : tieán haønh pH = 4 (CH3COOH) 2Cu2+ + 4I- = 2CuI↓ + I2 I2 + 2Na2S2O3 = 2NaI + Na2S4O6 Chuù yù: ñeå traùnh söï haáp phuï I2 treân tuûa CuI laøm tuûa coù maøu vaøng thaåm khoâng xaùc ñònh ñöôïc ñieåm cuoái.

50. Example 4.12 A 0.2865-g sample of an iron ore is dissolved in acid, and the iron is converted entirely to Fe2+ (aq). To titrate the resulting solution, 0.02645 L of 0.02250 M KMnO4(aq) is required. What is the mass percent of iron in the ore?

51. Ví duï  Chuaån ñoä I2 baèng Na2S2O3  Chæ thò : Hoà tinh boät  I2 + 2Na2S2O3 = 2NaI + Na2S4O6 Dung dòch ban ñaàu : Phöùc maøu xanh tím ñaäm Ñieåm cuoái : maát maøu xanh tím dung dòch trong suoát

52. Ví duï  Chuaån ñoä Fe2+ baèng KMnO4  5Fe2+ + MnO4 – + 8H+ = 5Fe3+ + Mn2+ +4H2O  Dung dòch ban ñaàu : Khoâng maøu  Ñieåm cuoái: dö 1 gioït KMnO4 Dung dòch coù maøu tím nhaït

Bài Tập Cân Bằng Phản Ứng Oxi Hóa Khử

Bài tập cân bằng phản ứng oxi hóa khử là dạng bài tập cơ bản và rất quan trọng đối với môn Hóa học THPT. Kiến Guru chia sẻ tới các em học sinh các phương pháp và dạng bài tập mẫu giúp các em nắm vững, giải nhanh các dạng bài tập cân bằng phản ứng oxi hóa khử.

I. Phương pháp và ví dụ về bài tập cân bằng phản ứng oxi hóa khử

1. Phương pháp

Nguyên tắc: Tổng số electron nhường = Tổng số electron nhận

Bước 1. Xác định số oxi hóa thay đổi thế nào.

Bước 2. Lập thăng bằng electron.

Bước 3. Đặt các hệ số tìm được vào phương trình phản ứng và tính các hệ số còn lại.

Lưu ý:

– Ta có thể cân bằng phản ứng oxi hóa – khử theo phương pháp tăng – giảm số oxi hóa với nguyên tắc: tổng số oxi hóa tăng = tổng số oxi hóa giảm.

– Phản ứng oxi hóa – khử còn có thể được cân bằng theo phương pháp ion-electron: ví dụ …

– Nếu trong một phương trình phản ứng oxi hóa – khử có nhiều nguyên tố có số oxi hóa cùng giảm (hoặc cùng tăng) mà:

+ Nếu chúng thuộc cũng một chất: thì phải đảm bảo tỉ lệ số nguyên tử của các nguyên tố trong phân tử.

+ Nếu chúng thuộc các chất khác nhau: thì phải đảm bảo tỉ lệ số mol của các chất đó theo đề đã cho.

* Trường hợp đối với hợp chất hữu cơ:

– Trong trường hợp mà hợp chất hữu cơ trước và sau phản ứng có một nhóm nguyên tử thay đổi và một số nhóm không đổi thì nên xác định số oxi hóa của C trong từng nhóm rồi mới cân bằng.

– Trong trường hợp mà hợp chất hữu cơ thay đổi toàn bộ phân tử, nên cân bằng theo số oxi hóa trung bình của C.

2. Ví dụ minh họa

Ví dụ 1. Cân bằng phản ứng:

CrS +

Bước 1. Xác định sự thay đổi số oxi hóa:

Bước 2. Lập thăng bằng electron:

→ Có 1CrS và 3N.

Bước 3. Đặt các hệ số vừa tìm vào phản ứng và cân bằng phương trình phản ứng:

CrS + 6HNO 3 → Cr(NO 3) 3 + 3N + S + 3O

Ví dụ 2. Cân bằng phản ứng trong dung dịch bazơ:

NaCr + Br2 + NaOH → Na 2CrO 4 + NaBr

+ 4OH– → + 2H 2 O + 3e

Br 2 + 2e → 2Br–

Phương trình ion:

2+ 8OH– + 3Br 2 → 2CrO 2-4 + 6Br- + 4H 2 O

Phương trình phản ứng phân tử:

2NaCrO 2 + 3Br 2 + 8NaOH → 2Na 2CrO 4 + 6NaBr + 4H 2 O

Ví dụ 3. Cân bằng phản ứng trong dung dịch có O tham gia:

KMnO 4 + H 2O + K 2SO 3 → MnO 2 + K 2SO 4

+ 3e + 2H 2O → MnO 2 + 4OH–

+ H 2O → + 2H+ + 2e

Phương trình ion:

2 + H 2O + 3 → 2MnO 2 + 2OH– + 3

Phương trình phản ứng phân tử:

2KMnO 4 + 3K 2SO 3 + H 2O → 2MnO 2 + 3K 2SO 4 + 2KOH

II. Bài tập cân bằng phản ứng oxi hóa khử và hướng dẫn giải

Phần bài tập cân bằng phản ứng oxi hóa khử bao gồm 5 câu hỏi có đáp án chi tiết thuộc các dạng khác nhau và 3 câu hỏi học sinh tự làm.

Cân bằng phản ứng oxi hóa khử được sử dụng trong hầu hết các dạng bài tập THPT và dàn trải xuyên suốt trong hầu hết các câu hỏi bài tập trong các đề thi Hóa học THPT. Vì vậy, các câu hỏi minh họa sau đây sẽ giúp học sinh dễ hình dung và nắm vứng các kĩ năng giải bài tập cân bằng phản ứng oxi hóa khử.

1. Đề bài bài tập cân bằng phản ứng oxi hóa khử

Câu 1. Cho phản ứng: FeSO 4 + K 2Cr 2O 7 + H 2SO 4 → Fe 2(SO4) 3 + K 2SO 4 + Cr 2() 2 + H 2O. Cho biết hệ số cân bằng của FeSO 4 và K 2Cr 2O 7 lần lượt là bao nhiêu?

A. 5; 2 B. 6; 2 C. 6; 1 D. 8; 3

Câu 2. Cho phản ứng: Na 2SO 3 + KMnO 4 + H 2O → Na 2SO 4 + MnO 2 + KOH

A. 4:3 B. 3:4 C. 3:2 D. 2:3

Câu 3. Cân bằng phản ứng sau:

Fe 3O 4 + HNO 3 → Fe() 3 + NO + H 2 O

Câu 4. Cân bằng phản ứng:

As 2S 3 + HNO 3 + H 2O → H 3As+ NO + H 2SO 4

Câu 5. Cân bằng phản ứng:

Fe xO y + HNO 3 → Fe() 3 + NO + H 2 O

2. Đáp án

Câu 1: đáp án C

Câu 2: Đáp án C

3. Bài tập tự làm

Câu 1. Hãy cân bằng phương trình phản ứng oxi hóa – khử sau:

CH 3CH 2OH + K 2Cr 2O 7 + H 2SO 4 → CH 3COOH + Cr 2() 3 + K 2SO 4 + H 2 O

Câu 2. Xác định hệ số cân bằng của KMnO4 trong phản ứng sau:

S + KMnO4 + O → K2 + …Chọn đáp án đúng nhất

A. 2 B. 5 C. 7 D. 10

Câu 3. Cân bằng phản ứng oxi hóa – khử sau bằng phương pháp thăng bằng e: